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Tetrafluoroetilene: sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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20 Settembre 2019

Produzione e Utilizzi del Tetrafluoroetilene

Il tetrafluoroetilene (TFE) è un perfluoroalchene con formula CF₂=CF₂ ed è ampiamente impiegato nell’industria dei polimeri. La sua struttura è simile a quella dell’etene ma con gli atomi di idrogeno sostituiti da atomi di fluoro.

Caratteristiche e Sintesi

Il TFE è un gas incolore e inodore, infiammabile e poco solubile in acqua. Riscaldandolo fino alla decomposizione, emette fumi di fluorocarburi estremamente tossici. L’esposizione acuta per inalazione può causare irritazioni delle vie respiratorie ed edema polmonare.

La sintesi del tetrafluoroetilene avviene mediante la reazione tra metano e cloro a una temperatura compresa tra i 100 e i 150°C, utilizzando gel di allumina o ossido di zinco su silice come catalizzatori. Inizialmente si forma triclorometano (cloroformio) e acido cloridrico. Successivamente, il triclorometano reagisce con acido fluoridrico in presenza di catalizzatori specifici per produrre clorodifluorometano e cloruro di idrogeno.

Produzione e Usi del Tetrafluoroetilene

Il clorodifluorometano viene quindi sottoposto a pirolisi a temperatura elevata per generare tetrafluoroetilene. Questo gas deve essere rapidamente raffreddato per evitare reazioni indesiderate o esplosive. Il tetrafluoroetilene viene impiegato nella produzione di fluoroelastomeri e fluoropolimeri, ed è il monomero essenziale per la produzione del politetrafluoroetilene (PTFE) conosciuto come teflon.

Il teflon è stato scoperto per caso nel 1938 da Roy J. Plunkett mentre lavorava per la DuPont nel New Jersey. Il PTFE è noto per le sue eccezionali proprietà di resistenza chimica, inertezza e basso coefficiente di attrito, ed è ampiamente utilizzato in diverse applicazioni industriali e commerciali.

In conclusione, il tetrafluoroetilene gioca un ruolo chiave nella produzione di materiali avanzati come il teflon e trova impiego in una vasta gamma di settori grazie alle sue proprietà uniche e alla sua versatilità.

Tiocianato di potassio: sintesi, usi

Fabrice Deseaux

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19 Settembre 2019

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Il Tiocianato di Potassio: Caratteristiche e Sintesi

Il Tiocianato di Potassio, noto anche come solfocianuro di potassio, è un solido bianco inodore altamente solubile in acqua, con formula KSCN che include un triplo legame carbonio-azoto. Questo sale incolore dal sapore leggermente amaro è solubile in acqua, alcool ed etere etilico, derivante dall’idrossido di potassio e dall’acido tiocianico.

È un solido cristallino deliquescente che fonde a 173°C. Raggiunta la temperatura di 500°C, il Tiocianato di Potassio subisce una decomposizione termica, producendo cianuro di potassio e zolfo secondo l’equazione: KSCN → KCN + S.

Sintesi del Tiocianato di Potassio

Una via sintetica per ottenere il Tiocianato di Potassio prevede la reazione del potassio esacianoferrato (II) con lo zolfo, formando KSCN, FeS e (CN)2: K4Fe(CN)6 + 5 S → 4 KSCN + FeS + (CN)2.

Un altro metodo sintetico coinvolge il solfuro di carbonio e l’ammoniaca, che reagiscono per formare tiocianato di ammonio e solfuro acido di ammonio: CS2 + 3 NH3 → NH4SCN + NH4HS.

Reazioni e Applicazioni

Il Tiocianato reagisce con l’ione Fe3+ per formare il tiocianato ferrico, che trova impiego nell’analisi quantitativa dell’Fe3+. La colorazione intensa del complesso permette di determinarne la concentrazione tramite tecniche colorimetriche.

Questo composto è utilizzato anche nel

metodo di Volhard

per la determinazione degli alogenuri. In aggiunta a una soluzione di alogenuri, viene aggiunto nitrato di argento in eccesso, seguito da un retrotitolamento con tiocianato di potassio standard usando Fe3+ come indicatore.

Usi

Oltre agli impieghi analitici, il Tiocianato di Potassio ha applicazioni pratiche. Ad esempio, viene utilizzato per sintetizzare l’olio di senape artificiale reagendo con cloruro di allile: CH2=CHCH2Cl + KSCN → CH2=CHCH2NSC è KCl. Trova inoltre utilizzo nella tintura di tessuti e nella produzione di effetti visivi di sangue nei film, soprattutto in combinazione con FeCl3.

In conclusione, il Tiocianato di Potassio, con le sue proprietà uniche e le molteplici applicazioni, rimane un composto versatile nel mondo della chimica e dell’industria.

Entropia: funzioni di stato, processi spontanei

Chimica Fisica

Fabrice Deseaux

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16 Settembre 2019

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Entropia: funzioni di stato, processi spontanei

Il Concetto di Entropia e le sue Applicazioni nel Contesto Termodinamico

L’entropia, simboleggiata dalla lettera S e misurata in joule per kelvin (J/K), rappresenta una funzione di stato introdotta da Clausius nel lontano 1865. Il termine deriva dalla combinazione delle parole greche “εν” (che significa “dentro”) e “τροπη” (che significa “trasformazione”). Questa grandezza può essere spiegata secondo la termodinamica classica in sistemi in equilibrio o tramite un approccio statistico.

L’entropia riveste un ruolo fondamentale nello studio della termodinamica e ha avuto un ruolo chiave nell’introduzione del concetto di funzionamento del motore termico, con contributi significativi da parte di illustri studiosi quali Sadi Carnot, James Prescott Joule, William Thomson, Rudolf Clausius e Max Planck.

Una funzione di stato è un’entità il cui valore dipende esclusivamente dalle condizioni iniziali e finali di una trasformazione termodinamica. La variazione di entropia di un sistema, indicata con ∆S, è misurata in relazione ai cambiamenti che il sistema subisce tra uno stato iniziale e uno finale.

La variazione di entropia per un processo reversibile è definita termodinamicamente come ∆S = Q/T, dove Q rappresenta il calore ceduto o assorbito dal sistema e T è la temperatura a cui avviene il processo. In un processo isoentropico, l’entropia del sistema rimane costante (∆S = 0), benché si tratti di un caso ideale. Nei processi irreversibili, come quelli che si verificano a causa di attrito o reazioni chimiche, l’entropia tende ad aumentare.

Il Secondo Principio della Termodinamica formulato da Clausius sostiene che è impossibile realizzare una trasformazione in cui il calore passi da un corpo a una temperatura data ad un altro corpo a temperatura più alta, senza apportare lavoro esterno o altre forme di energia. Questo implica che, in assenza di lavoro esterno o altre interazioni, il calore si trasferisca naturalmente dal corpo più caldo a quello più freddo fino all’equilibrio termico.

In un processo spontaneo, la variazione di entropia è sempre maggiore di zero o al massimo uguale a zero, e questa è legata al concetto di disordine introdotto da Ludwig Boltzmann. Questo fenomeno può essere trattato matematicamente in termini di termodinamica statistica.

I processi spontanei portano a un aumento del disordine e, di conseguenza, dell’entropia. Ad esempio, se si mette un gas in contatto con un recipiente vuoto, il gas tenderà a espandersi per occupare tutto lo spazio disponibile, seguendo il principio di raggiungere lo stato più probabile.

Idrolasi: sottoclassi, reazioni, esempi

Fabrice Deseaux

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15 Settembre 2019

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Le idrolasi sono enzimi che svolgono un’importante funzione catalitica, favorendo la divisione di molecole complesse in molecole più semplici attraverso un processo chiamato idrolisi.

Funzione delle Idrolasi

Le idrolasi svolgono principalmente una funzione digestiva nel corpo. Ad esempio, le proteasi sono idrolasi che scindono le proteine in peptidi più piccoli e infine in amminoacidi. Allo stesso modo, le lipasi idrolizzano i lipidi, come i trigliceridi, in glicerolo e acidi grassi.

Schema di Reazione Catalizzata

Le idrolasi seguono uno schema generale di reazione: A-B + H2O → A-OH + B-H. Nella classificazione degli enzimi attraverso il numero EC, le idrolasi sono assegnate alla categoria EC4 e sono suddivise in base ai legami su cui agiscono.

Sottoclassi delle Idrolasi

EC 3.1 – Esterasi

Le esterasi sono un tipo di idrolasi che catalizzano l’idrolisi del legame estereo. Sono ulteriormente suddivise a seconda del tipo di estere. Un esempio è la carbossilesterasi che scinde gli esteri in alcol e acido carbossilico.

EC 3.2 – Glicosidasi

Le glicosidasi sono un’altra categoria di idrolasi che catalizzano l’idrolisi dei composti glicosidici. Queste idrolasi sono cruciali per la sintesi e rottura dei legami glicosidici.

EC 3.3 – Idrolasi su Legami Eterei

Le idrolasi di questa categoria agiscono sui legami eterei. Un esempio è l’isocorismatasi che converte isocorismato e acqua in piruvato e 2,3-diidrossi-2,3-diidrobenzoato.

EC 3.4 – Idrolasi su Legami Peptidici

Le idrolasi di questa categoria agiscono sui legami peptidici. Un esempio è la proteasi che interviene sul legame peptidico, scomponendo le proteine in componenti più piccoli.

Le idrolasi svolgono quindi un ruolo fondamentale nel metabolismo catalizzando reazioni di idrolisi che sono cruciali per il funzionamento ottimale delle cellule e degli organismi.

Categoria Enzimi EC 3.5

Gli enzimi appartenenti alla classe EC 3.5 sono idrolasi che agiscono su un legame carbonio-azoto escludendo il legame peptidico. Un esempio di questa categoria è la glutaminasi che catalizza l’idrolisi della glutammina producendo acido glutammico e ammoniaca.

Categoria Enzimi EC 3.6

Gli enzimi della classe EC 3.6 agiscono principalmente su composti contenenti legami difosfato, come nucleosidi e fosfati. Un esempio è l’adenosintrifosfatasi che rimuove un gruppo fosfato dall’ATP, trasformandolo in ADP.

Categoria Enzimi EC 3.7

Gli enzimi appartenenti alla categoria EC 3.7 agiscono sul legame carbonio-carbonio di sostanze chetoniche. Un esempio è l’ossaloacetasi che catalizza l’idrolisi dell’acido ossalacetico in acido ossalico e acido acetico.

Categoria Enzimi EC 3.8

Gli enzimi della classe EC 3.8 agiscono sul legame carbonio-alogeno. Un esempio di questa categoria sono le alchilalidasi che catalizzano l’idrolisi di composti come dibromo e diclorometano, trasformandoli in bromo, cloro e formaldeide.

Categoria Enzimi EC 3.9

Gli enzimi appartenenti alla categoria EC 3.9 agiscono sul legame fosforo-azoto. Un esempio di questo tipo di enzimi è la fosfoamidasi che catalizza l’idrolisi della N-fosfocreatina producendo creatina e fosfato.

Categoria Enzimi EC 3.10

Gli enzimi della classe EC 3.10 agiscono sul legame zolfo-azoto. Un esempio di questa categoria è la ciclammato solfoidrolasi che catalizza…

Enzimi che agiscono su diversi tipi di legami chimici

Gli enzimi sono proteine altamente specializzate che svolgono un ruolo importante nei processi di idrolisi e trasformazione di diverse molecole. In particolare, esistono diversi tipi di enzimi che agiscono su specifici legami chimici, dando vita a reazioni fondamentali per la sintesi e la degradazione di composti organici.

EC 3.11: Idrolisi del legame carbonio-fosforo

Un esempio di enzimi appartenenti a questa categoria è la fosfonoacetaldeide idrolasi, che catalizza l’idrolisi della fosfonoacetaldeide trasformandola in acetaldeide. Questa reazione è essenziale per la sintesi di composti organofosforici come intermedi nella produzione di vari composti chimici.

EC 3.12: Idrolisi del legame zolfo-zolfo

Gli enzimi che agiscono sul legame zolfo-zolfo rientrano in questa categoria. Ad esempio, la tritionato idrolasi catalizza l’idrolisi del tritionato, che si trasforma in tiosolfato e solfato secondo la seguente reazione:
S3O6^2- + H2O → S2O3^2- + SO4^2- + 2 H+

EC 3.13: Idrolisi del legame carbonio-zolfo

Gli enzimi che lavorano sul legame carbonio-zolfo includono la solfuro di carbonile idrolasi, che catalizza l’idrolisi del solfuro di carbonile trasformandolo in solfuro di idrogeno e biossido di carbonio:
O=C=S + H2O → H2S + CO2

Questi processi enzimatici sono fondamentali per la chimica organica e la sintesi di composti chimici complessi. L’attività catalitica degli enzimi gioca un ruolo cruciale nella regolazione e nell’accelerazione di queste reazioni biochimiche, contribuendo al metabolismo cellulare e alla biochimica dei processi biologici.

Legame δ: legami quadrupli, piani nodali

Fabrice Deseaux

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13 Settembre 2019

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Legame δ: legami quadrupli, piani nodali

Il legame delta, noto anche come legame quadruplo, è un tipo di legame chimico che coinvolge un numero limitato di molecole e un piccolo numero di atomi. Questo concetto è stato introdotto nel 1916 dal chimico statunitense Gilbert Lewis, il quale ha contribuito alla comprensione dei legami chimici tra atomi attraverso la condivisione di elettroni.

Legami con legame delta

La teoria degli orbitali molecolari e la teoria del legame di valenza hanno ulteriormente confermato l’esistenza del legame delta, che è di tipo covalente e coinvolge la sovrapposizione di quattro lobi di un orbitale atomico con quattro lobi di un altro orbitale atomico. Questa sovrapposizione porta alla creazione di un orbitale molecolare di legame che presenta due piani nodali che passano attraverso entrambi gli atomi coinvolti.

Scoperta del legame delta

La scoperta del legame delta è avvenuta nel 1965 con la conferma dell’esistenza di un legame quadruplo tra atomi nel composto Re2Cl82-. Questo composto contiene un legame sigma, due legami pi e un legame delta. Il Re2Cl82- ha fornito importanti informazioni sul campo dei legami metallo-metallo e ha influenzato ulteriori ricerche sulla struttura e sulle proprietà di questi composti.

Formazione del legame delta

Oltre al renio, al molibdeno e al cromo, anche altri elementi del blocco d e blocco f possono formare legami quadrupli mediante la sovrapposizione di orbitali specifici. Gli orbitali dxy di un atomo possono sovrapporsi con gli orbitali dx2-y2 di un altro atomo per creare il legame delta.

Caratteristiche del legame delta

Il legame delta è caratterizzato da quattro regioni di sovrapposizione degli orbitali e presenta due piani nodali rispetto ai legami pi che ne presentano solo uno. A differenza degli orbitali pi*, che hanno quattro lobi ma con piani nodali differenti, il legame delta è più debole dei legami sigma e pi. Spesso, il legame delta fa parte di cluster di metalli di transizione, contribuendo alle proprietà e alla stabilità di questi composti.

Fruttosio: proprietà, metabolismo

Fabrice Deseaux

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8 Settembre 2019

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Il fruttosio è un tipo di monosaccaride con formula C6H12O6 ed è un isomero del glucosio, caratterizzato come chetoso anziché aldoso. È stato isolato per la prima volta nel 1847 dal chimico francese Augustin-Pierre Dubrunfaut ed è il principale zucchero presente in frutti come mele, uva, arance e angurie, nonché nel miele con una percentuale di zuccheri totale di circa il 50%.

Proprietà del Fruttosio

Il fruttosio, noto anche come levulosio o zucchero della frutta, è il monosaccaride più solubile e dal sapore più dolce per calorie. A livello cristallino, possiede una struttura ciclica emicetalica, come tutti i monosaccaridi con almeno 4 atomi di carbonio. Il β-fruttosio-piranosio ha una struttura ciclica più stabile rispetto alla forma aperta.

Il fruttosio è presente nei disaccaridi come il saccarosio, dove è legato al glucosio, e negli oligosaccaridi e polisaccaridi. Come il glucosio, può subire fermentazione alcolica secondo l’equazione: C6H12O6 → 2CH3CH2OH + 2CO2. Inoltre, come altri zuccheri riducenti, il fruttosio partecipa alla reazione di Maillard con proteine e amminoacidi durante la cottura degli alimenti. In ambienti acidi, può degradarsi formando acido levulinico e acido formico.

Metabolismo

Il fruttosio ha un metabolismo unico rispetto al glucosio, poiché viene elaborato principalmente dal fegato. Esso viene trasformato in glucosio o grassi per essere utilizzato come energia. Il consumo eccessivo di fruttosio può provocare effetti negativi sulla salute metabolica, come resistenza all’insulina e obesità.

In conclusione, il fruttosio è un componente significativo nella natura e nell’industria alimentare, con molteplici implicazioni nel metabolismo e nella salute umana.Il metabolismo del fruttosio nell’organismo umano avviene principalmente nel fegato, dove viene convertito in fruttosio-1-fosfato dalla chinasi. Questa molecola diventa poi substrato dell’aldolasi B, che la divide in diidrossiacetone fosfato e gliceraldeide.

Metabolismo della gliceraldeide

La gliceraldeide può seguire due vie metaboliche:
– Fosforilazione in gliceraldeide-3-fosfato, che entra nella via glicolitica.
– Riduzione a glicerolo tramite l’alcol deidrogenasi. Il glicerolo viene poi fosforilato in glicerolo-3-fosfato e successivamente deidrogenato in diidrossiacetone fosfato. Quest’ultimo subisce un’isomerizzazione in gliceraldeide-3-fosfato, che entra anch’essa nella via glicolitica.

Conclusione

Un eccessivo consumo di fruttosio, presente in numerosi alimenti e bevande, può comportare rischi per la salute. E’ importante mantenere un equilibrio nella dieta per evitare potenziali danni.

Taurina: sintesi, integratori

Fabrice Deseaux

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6 Settembre 2019

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La scoperta dell’acido 2-amminoetanosolfonico conosciuto come taurina risale al 1827 da parte dei ricercatori tedeschi Friedrich Tiedemann e Leopold Gmelin durante uno studio sulla bile del toro. La taurina è un composto presente in vari tessuti animali e, sebbene sia considerata un amminoacido, non possiede il gruppo carbossilico tipico di queste molecole.

La struttura della taurina

La taurina assume la forma di uno zwitterione intorno al valore di pH fisiologico di 7. Questo è confermato dalla cristallografia a raggi X, che mostra il gruppo amminico protonato e il gruppo -SO3H deprotonato nella sua forma zwitterionica.

Proprietà e funzioni della taurina

La taurina è coinvolta nel catabolismo ossidativo della cisteina e si trova in alimenti come pesce, uova, latte, frutti di mare e carne. Non è incorporata nelle proteine, ma è diffusa nei tessuti animali, concentrandosi particolarmente negli occhi, nel sistema nervoso centrale e nei muscoli scheletrici. Svolge un ruolo chiave nel metabolismo dei cationi, nell’attività enzimatica, nello sviluppo cellulare e nella segnalazione cellulare.

Biosintesi della taurina

Il corpo umano sintetizza la taurina nel pancreas attraverso la via dell’acido solfinico della cisteina. La cisteina si trasforma in acido cistein-solfonico incorporando ossigeno, catalizzata dall’enzima sulfinoalanina decarbossilasi. Successivamente, l’acido cistein-solfonico perde biossido di carbonio e diventa acido sulfinico, noto come ipotaurina. Infine, l’ipotaurina si converte in taurina grazie all’azione dell’ipotaurina deidrogenasi.

In conclusione, la taurina svolge un ruolo fondamentale nei processi fisiologici del corpo umano e viene prodotta internamente attraverso una precisa via metabolica nel pancreas.

La Sintesi della Taurina

La taurina può essere sintetizzata attraverso diverse vie, ad esempio tramite la reazione tra l’acido 2-amminoetilsolfonico e il solfito di sodio:

NH₂CH₂CH₂SO₄H + Na₂SO₃ → NH₂CH₂CH₂SO₄H + Na₂SO₄

Gli Usi della Taurina

La taurina è naturalmente presente in varie parti del corpo umano come il cervello, il cuore e il muscolo scheletrico. Sebbene il suo ruolo fisiologico non sia ben definito, si ritiene che possa migliorare le prestazioni mentali e atletiche.

Nonostante non abbia effetti energizzanti diretti, la taurina è spesso aggiunta insieme alla caffeina nelle bevande energetiche, che hanno ottenuto una crescente popolarità. Troviamo la taurina anche in diversi integratori alimentari, vari tipi di latte per la crescita e mangimi per animali.

Per maggiori informazioni sulla taurina, puoi consultare la pagina [ossidoreduttasi](https://chimica.today/chimica-organica/ossidoriduttasi).

Nitrobenzene

Fabrice Deseaux

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4 Settembre 2019

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Il Nitrobenzene e le sue Caratteristiche

Il nitrobenzene è un composto organico costituito da un anello benzenico con un idrogeno sostituito da un nitrogruppo -NO₂. La sua formula chimica è C₆H₅NO₂. Si presenta come un ibrido di risonanza tra diverse strutture.

Proprietà e Reattività del Nitrobenzene

Il nitrogruppo presente nel nitrobenzene è un elettronattrattore che disattiva il benzene rispetto alle reazioni di sostituzione elettrofila aromatica. Questo comporta una direttrice orto/para.

Sintesi del Nitrobenzene

Il nitrobenzene può essere ottenuto attraverso la nitrazione del benzene in presenza di acido solforico e acido nitrico. Oppure, può essere sintetizzato a partire dall’anilina, che viene convertita in un sale di diazonio e trasformato successivamente in nitrobenzene.

Applicazioni e Utilizzi del Nitrobenzene

Il nitrobenzene viene ampiamente impiegato come precursore nella sintesi di vari composti. Viene utilizzato per la produzione di anilina, che a sua volta è utilizzata in diversi settori industriali. Inoltre, il nitrobenzene può essere convertito in chinolina, un composto utilizzato nella produzione di coloranti, idrossichinolina e solventi per resine e terpeni.

Conclusione

Il nitrobenzene si rivela un composto versatile che trova applicazioni in diversi settori, dalla produzione di anilina a quella di chinolina. La sua sintesi e le sue proprietà chimiche lo rendono un elemento fondamentale in vari processi industriali.

Bilancio di massa: esercizi svolti

Fabrice Deseaux

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24 Agosto 2019

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Come risolvere equilibri simultanei e bilanci di massa in chimica

Quando si ha a che fare con un equilibrio simultaneo, è necessario considerare diverse specie presenti in soluzione per calcolarne le concentrazioni. Per ottenere un sistema di equazioni valido, è essenziale formulare tante equazioni quante sono le specie coinvolte.

Per affrontare questo tipo di equilibri, è fondamentale individuare tutte le possibili reazioni di equilibrio, inclusa l’importante autoionizzazione dell’acqua, e identificare le incognite che devono essere collegate attraverso equazioni adeguate. Alcune di queste equazioni coinvolgeranno i valori noti delle costanti di equilibrio, mentre altre andranno ricercate nei bilanci di carica e di massa.

Esercizi sul bilancio di massa

# Equilibrio dell’acido debole HF

Quando un acido debole come HF è presente in soluzione a una concentrazione di 0.10 M, si ha la seguente reazione di dissociazione in acqua:
[ HF + H_{2}O rightleftharpoons F^{-} + H_{3}O^{+} ]
A equilibrio, si avrà in soluzione HF parzialmente dissociato in F^{-}, quindi il bilancio di massa risulta:
[ 0.10 = [HF] + [F^{-}] ]

# Soluzione di NaH2PO4 0.10 M

Il diidrogenofosfato di sodio si dissocia come segue:
[ NaH_{2}PO_{4} rightarrow Na^{+} + H_{2}PO_{4}^{-} ]
Di conseguenza, se [Na^{+}] è 0.10 M, il bilancio di massa sarà legato a:
[ [H_{2}PO_{4}^{-}] + [HPO_{4}^{2-}] + [PO_{4}^{3-}] + [H_{3}PO_{4}] = 0.10 M ]

# Soluzione satura di MgCO3

Per un sale poco solubile come il carbonato di magnesio che si dissocia secondo l’equilibrio eterogeneo:
[ MgCO_{3(s)} rightleftharpoons Mg^{2+}_{(aq)} + CO_{3}^{2-}_{(aq)} ]
Il carbonato derivante da questa dissociazione agisce come base di Brønsted e Lowry, così come l’idrogenocarbonato, portando al bilancio di massa:
[ [Mg^{2+}] = [CO_{3}^{2-}] + [HCO_{3}^{-}] + [H_{2}CO_{3}] ]

# Soluzione satura di AgBr con aggiunta di NH3

Infine, in una soluzione satura di AgBr a cui viene aggiunta una soluzione di NH3 0.10 M, si avrà un nuovo equilibrio da valutare.

Attraverso esercizi come questi, è possibile comprendere meglio i concetti di equilibrio e bilancio di massa in chimica, aiutando a consolidare le basi della materia.L’equilibrio chimico del bromuro di argento, un sale poco solubile, si verifica secondo l’equazione AgBr_(s) ⇄ Ag⁺_(aq)+ Br ^–_(aq). Questo sale può dar luogo a diversi equilibri con l’aggiunta di ammoniaca e acqua.

Equilibri con l’ammoniaca

L’ione Ag⁺ può formare complessi con l’ammoniaca seguendo due equilibri: Ag⁺ + NH₃⇄ Ag(NH₃)⁺ e Ag(NH₃)⁺+ NH₃⇄ Ag(NH₃)₂⁺. L’ammoniaca agisce come base di Brønsted e Lowry, generando l’equilibrio NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺+ OH^–.

Autoionizzazione dell’acqua

Inoltre, in soluzione è presente l’equilibrio dovuto all’autoionizzazione dell’acqua: 2 H₂O ⇄ H₃O⁺+ OH^–.

Bilanci di massa

La concentrazione di ione bromuro è determinata dalla dissociazione del bromuro di argento. Il bilancio di massa risultante è: [Br^–] = [Ag⁺] + [Ag(NH₃)⁺] + [Ag(NH₃)₂⁺].

L’ammoniaca può reagire con l’acqua e formare l’ione ammonio, partecipare agli equilibri di complessazione o rimanere inalterata. Il bilancio di massa associato è: 0.010 = [NH₃] + [NH₄⁺][Ag(NH₃)⁺] + 2 [Ag(NH₃)₂⁺].

Infine, l’equilibrio dei processi indica che l’ione OH^– si forma per ogni ione NH₄⁺ e per ogni ione H₃O⁺. Il bilancio di massa conseguente è: [OH^–] = [NH₄⁺] + [H₃O⁺].

Questi equilibri e bilanci di massa sono cruciali per comprendere la complessa chimica che si verifica in soluzione in presenza di bromuro di argento e ammoniaca.

Acido butirrico: sintesi, reazioni

Fabrice Deseaux

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23 Agosto 2019

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Acido Butirrico: Caratteristiche e Utilizzi

L’acido butirrico, chiamato anche acido butanoico, è un tipo di acido carbossilico con formula CH3CH2CH2COOH che si trova comunemente sotto forma di esteri nei grassi animali e negli oli vegetali. La sua acidità è simile a quella dell’acido acetico, con una costante di dissociazione Ka pari a 1,5 ∙ 10-5.

Dal Burro al Profumo

L’acido butirrico, la cui denominazione deriva dal greco “βουτυρος” (burro), è noto per il suo odore sgradevole e sapore acre ed è presente nel burro rancido. Tuttavia, nonostante il suo odore sgradevole, alcuni dei suoi esteri hanno profumi molto piacevoli. Per esempio, il butanoato di etile ha il profumo dell’ananas e il butanoato di metile ha il profumo della mela.

Proprietà e Sintesi

Classificato come acido grasso a catena corta, l’acido butirrico si presenta come un liquido oleoso solubile in acqua, etanolo ed etere etilico. Questo acido è stato scoperto nel 1818 dal chimico francese Michel Eugène Chevreul.

# Sintesi dell’Acido Butirrico

In laboratorio, l’acido butirrico può essere ottenuto per ossidazione dell’1-butanolo in presenza di acido cromico e acido solforico. A livello industriale, l’acido butirrico può essere prodotto tramite fermentazione di carboidrati come zuccheri o amido in presenza del batterio Clostridium tyrobutyricum. Un metodo alternativo prevede la reazione di propene e syngas per produrre butanale, che viene successivamente ossidato per produrre acido butanoico.

In conclusione, l’acido butirrico, nonostante il suo cattivo odore, trova applicazioni sia nel settore alimentare che in profumeria, grazie ai suoi esteri con profumi gradevoli e alla sua presenza nella produzione di alcuni prodotti industriali.

L’importanza dell’acido butirrico nella chimica e nell’industria

L’acido butirrico, con formula CH₃CH₂CH₂COOH, è un acido carbossilico presente in vari processi chimici e industriali. Questo acido può essere ossidato a biossido di carbonio e acido acetico in diverse reazioni, a seconda dell’ambiente e degli agenti ossidanti presenti.

Reazioni di ossidazione dell’acido butirrico

In presenza di acido solforico e bicromato di potassio, l’acido butirrico subisce un’ossidazione che porta alla formazione di acido acetico e biossido di carbonio secondo la seguente equazione:

2 CH₃CH₂CH₂COOH + 16 H₂SO₄ + 4 K₂Cr₂O₇ → 2 C₂H₄O₂ + 4 CO₂ + 4 Cr₂(SO₄)₃ + 4 K₂SO₄ + 20 H₂O

In un ambiente basico e con permanganato di potassio, l’acido butirrico viene ossidato ad acido acetico attraverso la reazione:

3 CH₃CH₂CH₂COOH + 20 MnO₄⁻ → 12 CO₂ + 20 MnO₂ + 20 OH⁻ + 2 H₂O

Applicazioni dell’acido butirrico

L’acido butirrico trova impiego nella preparazione di biocarburanti e nel settore farmaceutico. I suoi esteri vengono utilizzati anche come additivi alimentari, conferendo loro particolari aromi e proprietà.

In sostanza, l’acido butirrico ha un ruolo significativo in diversi settori, dalle reazioni chimiche alla produzione di energia sostenibile e al miglioramento dei prodotti alimentari.

Per ulteriori informazioni sull’utilizzo e le proprietà dell’acido butirrico, puoi consultare i link forniti all’interno dell’articolo.

Elettrodo a calomelano: semireazioni, potenziale

Fabrice Deseaux

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16 Agosto 2019

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Elettrodo a calomelano: semireazioni, potenziale

L’elettrodo a calomelano rappresenta un tipo di elettrodo di riferimento costituito da mercurio su cui viene stratificata una pasta di mercurio e del sale poco solubile cloruro di mercurio (I) Hg2Cl2, noto come calomelano, in contatto con una soluzione contenente ioni cloruro. Questo elettrodo è stato creato nel 1788 dal chimico Carl Wilhelm Scheele attraverso un metodo di precipitazione, utilizzando soluzioni contenenti anioni come ad esempio una soluzione satura di KCl.

Solitamente, un filo di platino viene utilizzato per stabilire il contatto con il circuito esterno.

Descrizione della semicella contenente l’elettrodo a calomelano

La semicella contenente l’elettrodo può essere schematizzata come: Hg│Hg2Cl2│Cl-. L’elettrodo può fungere da anodo o da catodo a seconda della natura dell’altro elettrodo presente nella cella.

Quando agisce da anodo, si ha la semireazione di ossidazione: 2 Hg + 2 Cl- → Hg2Cl2 + 2 e-.

Mentre quando agisce da catodo, la semireazione di riduzione è: Hg2Cl2 + 2 e- → 2 Hg + 2 Cl-.

Equazione di Nernst e Potenziale di Riduzione

L’equazione di Nernst relativa alla semireazione di riduzione è data da: E = E° + 0.059/2 log 1/[Cl-]2, che può essere riarrangiata come E = E° – 0.059/2 log [Cl-]2 oppure E = E° – 0.059 [Cl-]. Essendo E° = 0.27 V.

Il potenziale di riduzione di un elettrodo a calomelano dipende dunque dalla concentrazione dello ione cloruro. Per esempio, se consideriamo un elettrodo a calomelano saturo a contatto con una soluzione satura di KCl, il potenziale dell’elettrodo sarà E = + 0.27 – 0.059 log 4.59 = 0.23 V.

Peculiarità dell’elettrodo a calomelano

È importante sottolineare che l’elettrodo a calomelano non può essere utilizzato a temperature superiori a 50°C poiché si verifica una reazione di disproporzione: Hg2Cl2 → Hg + HgCl2, causando un cambiamento del numero di ossidazione del mercurio. A causa della tossicità del mercurio, attualmente si preferisce l’uso dell’elettrodo ad Argento/Cloruro di argento.

Legge di Amagat: enunciato, equazioni

Fabrice Deseaux

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14 Agosto 2019

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La scoperta della legge di Amagat risale al 1880 grazie al fisico francese Émile Hilaire Amagat, durante il suo studio sulla compressibilità dei gas. Questa legge è particolarmente rilevante per i gas ideali che non reagiscono tra loro.

La legge di Amagat assume che i singoli componenti della miscela gassosa siano molto simili e che le interazioni tra le molecole dei diversi componenti siano simili a quelle tra molecole dello stesso componente.

Secondo la legge di Amagat, il volume totale di una miscela di gas ideali è la somma dei volumi dei singoli componenti nella stessa condizione di pressione e temperatura. Questo concetto può essere espresso con l’equazione V(T, p, n1, n2, …, nN) = Σ Vi(T, P, ni), con la sommatoria estesa da i a N.

Supponiamo di avere nA moli di un gas A che, alla pressione p e temperatura T, occupa un volume VA. Utilizzando l’equazione di stato dei gas ideali, possiamo scrivere pVA = nART.

Analogamente, se abbiamo nB moli di un gas B che occupa un volume VB alla stessa pressione e temperatura, possiamo scrivere pVB = nBRT. Unendo i due gas, il volume totale sarà la somma dei volumi dei singoli gas, V = VA + VB, e il numero totale di moli sarà nA + nB, quindi pV = nRT.

Dalle precedenti equazioni otteniamo che VA/nA = RT/p e VB/nB = RT/p. Quindi VA/nA = VB/nB = V/n.

Le relazioni sopra consentono di scrivere le frazioni molari dei gas come seguenti: XA = VA/V e XB = VB/V. Queste relazioni sono simili a quelle della legge di Dalton per le pressioni parziali, dove al posto dei volumi si considerano le pressioni.

Pertanto, possiamo affermare che pA/p = VA/V = XA e pB/p = VB/V = XB.